Em comparação com ligações iónicas, que resultam da transferência de eletrões entre átomos metálicos e não metálicos, as ligações covalentes resultam da atração mútua de átomos por um par de eletrões “partilhado”. 

As ligações covalentes são formadas entre dois átomos quando ambos têm tendências semelhantes para atrair eletrões para eles próprios (ou seja, quando ambos os átomos têm energias de ionização e afinidades eletrónicas idênticas ou bastante semelhantes).  

Propriedades Físicas de Compostos Covalentes

Os compostos que contêm ligações covalentes apresentam propriedades físicas diferentes das dos compostos iónicos. Como a atração entre moléculas, que são eletricamente neutras, é mais fraca do que entre iões eletricamente carregados, os compostos covalentes têm geralmente pontos de fusão e ebulição muito mais baixos do que os compostos iónicos. Na verdade, muitos compostos covalentes são líquidos ou gases à temperatura ambiente e, nos seus estados sólidos, são normalmente muito mais macios do que os sólidos iónicos. Além disso, embora os compostos iónicos sejam bons condutores de eletricidade quando dissolvidos em água, a maioria dos compostos covalentes é insolúvel em água; uma vez que são neutros em termos elétricos, são pobres condutores de eletricidade em qualquer estado.

Formação de Ligações Covalentes

Átomos não metálicos formam frequentemente ligações covalentes com outros átomos não metálicos. Por exemplo, a molécula de hidrogénio, H₂, contém uma ligação covalente entre os seus dois átomos de hidrogénio. Dois átomos de hidrogénio separados com energia potencial específica aproximam-se um do outro, e as suas orbitais de valência (1s) começam a sobrepor-se. Os eletrões únicos em cada átomo de hidrogénio interagem com ambos os núcleos atómicos, ocupando o espaço em torno de ambos os átomos. A forte atração de cada eletrão compartilhado para ambos os núcleos estabiliza o sistema e a energia potencial diminui à medida que a distância da ligação diminui. Se os átomos continuarem a aproximar-se um do outro, as cargas positivas nos dois núcleos começam a repelir-se uma à outra, e a energia potencial aumenta. O comprimento da ligação é determinado pela distância à qual é atingida a energia potencial mais baixa.

É essencial lembrar que a energia deve ser adicionada para quebrar ligações químicas (um processo endotérmico), enquanto que a formação de ligações químicas liberta energia (um processo exotérmico). No caso do H₂, a ligação covalente é muito forte; uma grande quantidade de energia, 436 kJ, precisa ser adicionada para quebrar as ligações em um único mole de hidrogénio e fazer com que os átomos se separem:

Inversamente, a mesma quantidade de energia é libertada quando um mole de moléculas H₂ se forma a partir de dois moles de átomos H:

Estruturas de Lewis

Os símbolos de Lewis podem ser usados para indicar a formação de ligações covalentes, que são mostradas em estruturas de Lewis, desenhos que descrevem as ligações em moléculas e iões poliatómicos. Por exemplo, quando dois átomos de cloro formam uma molécula de cloro, eles compartilham um par de eletrões:

A estrutura de Lewis indica que cada átomo de Cl tem três pares de eletrões que não são utilizados na ligação (chamados pares solitários) e um par partilhado de eletrões (escrito entre os átomos). Um traço (ou linha) é às vezes usado para indicar um par compartilhado de eletrões: Cl—Cl.

• Um único par compartilhado de eletrões é chamado de ligação simples. Cada átomo de Cl interage com oito eletrões de valência: os seis nos pares solitários e os dois na ligação simples.
• No entanto, um par de átomos pode precisar compartilhar mais de um par de eletrões para alcançar o octeto necessário. Uma ligação dupla é formada quando dois pares de eletrões são partilhados entre um par de átomos, como entre os átomos de carbono e oxigénio em CH₂O (formaldeído) e entre os dois átomos de carbono em C₂H₄ (etileno). 
  
• Uma ligação tripla é formada quando três pares de eletrões são compartilhados por um par de átomos, como no monóxido de carbono (CO) e no ião cianeto (CN–).
  

A tabela periódica pode ser usada para prever o número de eletrões de valência em um átomo e o número de ligações que serão formadas para alcançar um octeto. Os elementos do grupo 18, como Árgon e Hélio, têm a configuração eletrónica cheia, pelo que raramente participam em ligações químicas. No entanto, átomos do grupo 17, como bromo ou iodo, precisam de apenas um eletrão para alcançar o octeto. Assim, os átomos pertencentes ao grupo 17 podem formar uma ligação covalente simples. Os átomos do grupo 16 precisam de 2 eletrões para atingirem um octeto; por isso, podem formar duas ligações covalentes. Da mesma forma, o carbono que pertence ao grupo 14, precisa de mais 4 eletrões para chegar a um octeto; assim, o carbono pode formar quatro ligações covalentes. 

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 7.2: Covalent Bonds e Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.